Pruebas de Acceso a enseñanzas universitarias oficiales de grado

Castilla y León QUÍMICA

EJERCICIO

3 páginas

CRITERIOS GENERALES DE EVALUACIÓN El alumno deberá contestar a uno de los dos bloques A o B con sus problemas y cuestiones. Cada bloque consta de cinco preguntas. Cada una de las preguntas puntuará como máximo dos puntos. La calificación máxima la alcanzarán aquellos ejercicios que, además de bien resueltos, estén bien explicados y argumentados, cuidando la sintaxis y la ortografía y utilizando correctamente el lenguaje científico, las relaciones entre las cantidades físicas, símbolos, unidades, etc. DATOS GENERALES Los valores de las constantes de equilibrio que aparecen en los problemas deben entenderse que hacen referencia a presiones expresadas en atmósferas y concentraciones expresadas en mol L-1. El alumno deberá utilizar los valores de los números atómicos, masas atómicas y constantes universales que se le suministran con el examen. BLOQUE A 1. Responda a las siguientes cuestiones:

a) Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: CH4 , NH3 , SO2 , H2CO (Hasta 0,8 puntos)

b) ¿Qué geometría cabe esperar para cada una de ellas utilizando el modelo de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia? (Hasta 0,8 puntos)

c) Nombre las moléculas del apartado a) (Hasta 0,4 puntos)

2. En la combustión de azufre se produce dióxido de azufre con un rendimiento del 80%. a) Escriba la reacción ajustada. (Hasta 0,5 puntos) b) Si se desean quemar 300 g de azufre. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se produce,

medido en condiciones normales? (Hasta 0,8 puntos) c) Calcule los gramos de azufre que se precisan para obtener 5 g de dióxido de azufre.

(Hasta 0,7 puntos) 3. Calcule la concentración de iones −OH en las siguientes disoluciones acuosas:

a) NaOH, 0,01 M. (Hasta 0,6 puntos) b) HCl, 0,002 M. (Hasta 0,7 puntos) c) HNO3, cuyo pH es igual a 4. (Hasta 0,7 puntos)

4. Se pretende obtener etileno a partir de grafito e hidrógeno a 25 ºC y a una atmósfera de

presión, según la reacción: (g)HC (g)H 2 C(grafito) 2 422 →+ Calcule: a) La entalpía de reacción en las condiciones estándar. ¿La reacción es exotérmica o

endotérmica? (Hasta 0,8 puntos) b) La variación de energía libre de Gibbs en las condiciones estándar. ¿Es espontánea la

reacción en las condiciones dadas? (Hasta 1,2 puntos) Datos: kJ/mol 52,5ΔHo

(g)HC f 42=

J/K·mol 5,7SoC(grafito) = ; J/K·mol 6,130So

(g)H2= ; J/K·mol 2,219So

(g)HC 42=

5. El ácido hipocloroso (HClO) reacciona con fósforo blanco (P4) produciéndose ácido

ortofosfórico (H3PO4) y ácido clorhídrico (HCl). a) Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción. (Hasta 0,8 puntos) b) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón.

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013.

(Hasta 1,2 puntos)

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BLOQUE B 1. Dados los elementos: N, F, Na, Si, cuyos números másicos son 14, 19, 23 y 28

respectivamente: a) Escriba su configuración electrónica ordenada. (Hasta 0,8 puntos) b) Indique el número de protones, neutrones y electrones de cada uno. (Hasta 0,4 puntos) c) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad, razonando la respuesta. (Hasta 0,4 puntos) d) Ordénelos de menor a mayor radio atómico, razonando la respuesta. (Hasta 0,4 puntos)

2. Se quieren preparar 250 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,2 M. Para ello se

utiliza un reactivo de laboratorio donde en su etiqueta, entre otros datos, se encuentra lo siguiente: Ácido clorhídrico 35 % en masa; 1L ≈ 1,19 kg. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué volumen es necesario tomar del reactivo de laboratorio? (Hasta 1,5 puntos) b) Describa cómo procedería para preparar la disolución pedida. (Hasta 0,5 puntos)

3. La constante de equilibrio, Kc, a 200 ºC para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) es

0,015. En un recipiente cerrado de 10 L se introducen, a dicha temperatura, 5 moles de PCl5 y 1 mol de PCl3. El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio a la misma temperatura. Calcule: a) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio. (Hasta 1,2 puntos) b) El valor de Kp. (Hasta 0,4 puntos) c) La presión total en el equilibrio. (Hasta 0,4 puntos)

4. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de magnesio Mg(OH)2 es

Ks = 1,5 ·10-11. Calcule: a) La solubilidad del hidróxido de magnesio. (Hasta 0,8 puntos) b) El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2. (Hasta 0,6 puntos) c) La concentración máxima de Mg2+ en una disolución de Mg(OH)2, si el pH es igual a 9.

(Hasta 0,6 puntos) 5. Una pila Daniell está formada por un electrodo de cinc sumergido en una solución de sulfato

de cinc y un electrodo de cobre introducido en una solución de sulfato de cobre (II). Los dos electrodos están unidos por un conductor externo. a) Dibuje el esquema de la pila, incorporando el elemento que falta para cerrar el circuito,

explicando qué función realiza. Escriba las reacciones de oxidación y reducción y en qué electrodo se producen. (Hasta 1,5 puntos)

b) Calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila. Datos: V 76,0/2 −=+

oZnZnE V 34,0/2 +=+

oCuCuE (Hasta 0,5 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 2 de 12

1. Responda a las siguientes cuestiones: a) Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas:

CH4 , NH3 , SO2 , H2CO (Hasta 0,8 puntos) b) ¿Qué geometría cabe esperar para cada una de ellas utilizando el modelo de repulsión

entre pares de electrones de la capa de valencia? (Hasta 0,8 puntos) c) Nombre las moléculas del apartado a) (Hasta 0,4 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 3 de 12

Para escribir las estructuras de Lewis es ecesario conocer el número de electrones de la última capa del átomo central. La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima. Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión): 1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (peden ser 8, menos o más). 2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central. 3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión.

Conf electrónica Estructura Lewis

Estructura Lewis

RPECV Geometría pares electrones

Geometría molécular

CH4

Metano 6C → 1s2//2s22p2

Tetraédrica Tetraédrica

NH3 Amoniaco

7N → 1s2//2s22p3

Tetraédrica Pirámide triangular

SO2 Dióxido de azufre

16S → 1s2//2s22p6//3s23p4

Triangular plana

Angular

H2CO Metanal Foemaldehido Formol

6C → 1s2//2s22p2

Triangular plana

Triangular plana

2. En la combustión de azufre se produce dióxido de azufre con un rendimiento del 80%.

a) Escriba la reacción ajustada. (Hasta 0,5 puntos) b) Si se desean quemar 300 g de azufre. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se produce,

medido en condiciones normales? (Hasta 0,8 puntos) c) Calcule los gramos de azufre que se precisan para obtener 5 g de dióxido de azufre.

(Hasta 0,7 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 4 de 12

Solución: a) La reacción ajustada es: S + O2 → SO2.

b) Los moles de azufre que se queman son: n (S) = =⋅

=−132

300

molg

g

molarmasa

masa9,375 moles.

Como un mol de azufre produce un mol de dióxido, si el rendimiento es del 100 %, al ser el 80

%, los 9,375 moles de azufre producirán 9,375 ·=100

807,5 moles de dióxido, que en C. N. ocuparán un

volumen de 7,5 moles · 22,4 L · mol–1 = 168,0 L. c) La masa de dióxido que se quiere obtener, sabiendo que un mol de azufre produce el 80 % de

un mol de dióxido, es: =⋅⋅⋅⋅ − Smol

Sg

SOmol

Smol

molg

SOg

1

32

80

100

1

1

64

5

21

2 3,125 g de S.

3. Calcule la concentración de iones −OH en las siguientes disoluciones acuosas: a) NaOH, 0,01 M. (Hasta 0,6 puntos) b) HCl, 0,002 M. (Hasta 0,7 puntos) c) HNO3, cuyo pH es igual a 4. (Hasta 0,7 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 5 de 12

Solución: a) Al ser el NaOH una base muy fuerte, en disolución acuosa, se encuentra totalmente ionizada, por lo que, la concentración de iones hidróxidos es la misma que la de la base, es decir, [OH–] = 0,01 M. b) El ácido HCl es muy fuerte y en disolución acuosa, lo mismo que le ocurre a la base anterior, también se encuentra totalmente ionizado, por lo que la concentración de iones oxonios es [H3O

+] = 0,002

M, y de la relación [H3O+] · [OH–] = 10–14, se deduce que [OH–] = [ ] =

⋅=

−

−

+

−

3

14

3

14

102

1010

OH5 · 10–12 M.

c) Si el pH de la disolución es 4, ello indica que la concentración de iones oxonios, en un ácido fuerte en disolución, es [H3O

+] = 10–pH = 10–4 de donde, operando igual que en el apartado anterior, [OH–] = 10–10 M. Resultado: a) [OH–] = 0,01 M; b) [OH–] = 5 · 10–12 M; c) [OH –] = 10–10 M;

4. Se pretende obtener etileno a partir de grafito e hidrógeno a 25 ºC y a una atmósfera de

presión, según la reacción: (g)HC (g)H 2 C(grafito) 2 422 →+ Calcule: a) La entalpía de reacción en las condiciones estándar. ¿La reacción es exotérmica o

endotérmica? (Hasta 0,8 puntos)

b) La variación de energía libre de Gibbs en las condiciones estándar. ¿Es espontánea la reacción en las condiciones dadas? (Hasta 1,2 puntos)

Datos: kJ/mol 52,5ΔHo(g)HC f 42=

J/K·mol 5,7SoC(grafito) = ; J/K·mol 6,130So

(g)H2= ; J/K·mol 2,219So

(g)HC 42=

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 6 de 12

a) La entalpía de reacción en las condiciones estándar. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? La entalpía está como dato ∆Ho

f C2H4 (g) = 52,5 kJ/mol ∆H consigo positivo, lo cual implica que es una reacción endotérmica. b) La variación de energía libre de Gibbs en las condiciones estándar. ¿Es espontánea la reacción en las condiciones dadas? La variación de energía libre de Gibbs se calcula: ∆G = ∆H - T· ∆S ∆Sreacción = 219,2 - (2·5,7 + 2·130,6) = -53,4 J/K ∆G = 52,5 kJ - 298·(-53,4/1000)kJ = 68,4 kJ Como ∆G tiene signo positivo, la reacción es NO ESPONTÁNEA. Y no lo será a ninguna temperatura ya que ∆Sreacción tiene signo positivo.

2 C (grafito) + 2 H2 (g) → C2H4 (g) estequiometría 2 2 1 Sº (J/mol) 5,7 130,6 219,2

5. El ácido hipocloroso (HClO) reacciona con fósforo blanco (P4) produciéndose ácido

ortofosfórico (H3PO4) y ácido clorhídrico (HCl). a) Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción. (Hasta 0,8 puntos) b) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón.

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013.

(Hasta 1,2 puntos)

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Solución: a) y b) Las semirreacciones de oxido-reducción son: Semirreacción de oxidación: P4 + 16 H2O – 20 e– → 4 PO4

3– + 32 H+. Semirreacción de reducción: ClO– + 2 H+ + 2 e– → Cl– + H2O. Multiplicando la semirreacción de reducción por 10 para igualar los electrones y sumándolas para eliminarlos, se obtiene la ecuación iónica ajustada: P4 + 16 H2O – 20 e– → 4 PO4

3– + 32 H+.

10 ClO– + 20 H+ + 20 e– → 10 Cl– + 10 H2O.

P4 + 10 ClO– + 6 H2O → 4 PO4

3– + 10 Cl– + 12 H+, siendo la ecuación molecular ajustada:

P4 + 10 HClO + 6 H2O → 4 H3PO4 + 10 HCl.

1. Dados los elementos: N, F, Na, Si, cuyos números másicos son 14, 19, 23 y 28 respectivamente: a) Escriba su configuración electrónica ordenada. (Hasta 0,8 puntos) b) Indique el número de protones, neutrones y electrones de cada uno. (Hasta 0,4 puntos)

c) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad, razonando la respuesta. (Hasta 0,4 puntos) d) Ordénelos de menor a mayor radio atómico, razonando la respuesta. (Hasta 0,4 puntos)

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Solución: a) Las configuraciones electrónicas son: N: 1s2 2s2 2p3; F: 1s2 2s2 2p5; Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.

b) En un átomo el número másico (A) = número de protones (Z) + número de neutrones (N), y como el átomo ha de ser eléctricamente neutro (el número de protones del núcleo es igual al número de electrones de la corteza), en estos casos los protones del núcleo y electrones de la corteza, para los elementos dados son: N (Z = 7), F (Z = 9), Na (Z = 11) y Si (Z = 14), y el número de neutrones es: N (N = 7), F (N = 10), Na (N = 12) y Si (N = 14).

c) La electronegatividad es la tendencia de los átomos de un elemento, de atraer hacia sí los

electrones del enlace que lo une a otro átomo de otro elemento. Es una propiedad que crece con el carácter no metálico de los elementos, es decir, al avanzar hacia la derecha en un período. Luego, el orden creciente de electronegatividad es: N < Na < Si < F. La anomalía que se aprecia entre el nitrógeno, sodio y silicio se debe a que, al estar los orbitales 2p del nitrógeno semiocupados, es mínima su tendencia a aceptar un electrón.

d) El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales, del

mismo elemento, unidos entre sí. Disminuye en un período al avanzar de izquierda a derecha (aumenta la carga nuclear y,

por ello, la fuerza atractiva sobre el electrón más externo), y aumenta al bajar en un grupo (aumenta la distancia del último electrón al núcleo, debido al incremento del número de niveles y, por ello, disminuye la fuerza atractiva del núcleo sobre el electrón). Luego, el orden creciente del radio atómico es:

F < N < Si < Na

2. Se quieren preparar 250 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,2 M. Para ello se

utiliza un reactivo de laboratorio donde en su etiqueta, entre otros datos, se encuentra lo siguiente: Ácido clorhídrico 35 % en masa; 1L ≈ 1,19 kg. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué volumen es necesario tomar del reactivo de laboratorio? (Hasta 1,5 puntos) b) Describa cómo procedería para preparar la disolución pedida. (Hasta 0,5 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 9 de 12

Solución: a) La densidad del reactivo es 1,19 kg · L–1, y a partir de ella, junto a los demás datos, se calcula la concentración molar de la disolución de HCl.

1,19 =⋅⋅⋅HClg

HClmol

disolucg

HClg

disoluckg

disolucg

disolucL

disolukg

5,36

1

100

35

1

000.1

111,41 M.

Los 250 mL de disolución a preparar contienen los moles: n (HCl) = M · V = 0,2 moles · L–1 · 0,25 L = 0,05 moles, que son los que han de estar contenidos

en el volumen de reactivo que se utiliza. De la definición de molaridad se determina el volumen a tomar:

M = =⋅

==⇒−141,11

05,0

Lmoles

moles

Molaridad

molesV

Volumen

moles0,00438L = 4,38 mL.

Resultado: a) V = 4,38 mL.

b) Describa cómo procedería para preparar la disolución pedida. Procedimiento: Se colocan en un vaso de precipitados una cantidad suficiente de HCl concentrado, y con una pipeta adecuada (en este caso de 10 mL) provista con pera de succión se introducen en un matraz aforado (en este caso de 250 mL) 4,4 mL. Se añade agua destilada hasta enrasar los 250 mL del matraz.

3. La constante de equilibrio, Kc, a 200 ºC para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) es

0,015. En un recipiente cerrado de 10 L se introducen, a dicha temperatura, 5 moles de PCl5 y 1 mol de PCl3. El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio a la misma temperatura. Calcule: a) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio. (Hasta 1,2 puntos) b) El valor de Kp. (Hasta 0,4 puntos) c) La presión total en el equilibrio. (Hasta 0,4 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 10 de 12

a) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio.

+

ntotal equilibrio = 4,535 + 1,465 + 0,465 = 6,465 mol En el equilibrio se tiene que:

[ ][ ][ ] molxx

x

xx

x

xx

PCl

ClPClKc 615,1....465,0

)5(10

)1(

10

5

1010

1

5

23 −==⇒−

+=

−

+

==

b) El valor de Kp. Aplicando la relación entre las constantes de equilibrio:

582,0)473·082,0·(015,0)·(· =⇒=⇒= ∆pp

ncp KKTRKK

c) La presión total en el equilibrio. Aplicando la ecuación de los gases perfectos a cada una de las sustancias:

pT · V = nt · R · T → atmppV

TRnp TT

TT 08,25

10

473·082,0·465,6··=⇒=⇒=

PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g) estequiometría 1 1 1 inicial 5 1 -- equilibrio 5-x 1+x x solución (mol) 5-0,465= 4,535 1+0,465=1,465 0,465 solución (mol/L) 0,454 0,147 0,047

La solución x= -1,615 no tiene sentido en este caso. Comprobación de la solución x=0,465 mol

correctoKc ....015,0

10

535,410

465,0

10

465,1

=

==

4. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de magnesio Mg(OH)2 es Ks = 1,5 ·10-11. Calcule: a) La solubilidad del hidróxido de magnesio. (Hasta 0,8 puntos) b) El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2. (Hasta 0,6 puntos) c) La concentración máxima de Mg2+ en una disolución de Mg(OH)2, si el pH es igual a 9.

(Hasta 0,6 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 11 de 12

Solución:

a) El equilibrio de ionización del hidróxido es: Mg(OH)2 ⇆ Mg2+ + 2 OH−. De la estequiometría del equilibrio de solubilidad se deduce que, si la solubilidad de la base en disolución es S, en moles · L−1, como por cada mol de base que se disocia produce 1 mol de iones Mg2+ y 2 moles de iones OH−, la solubilidad de los iones Mg2+ es S, y la de los iones OH− es 2 · S. Del producto de solubilidad: Kps = [Mg2+] · [OH−]2 = S · (2 · S)2 = 4 · S3, sustituyendo las variables conocidas por sus valores, despejando S y operando:

1,5 · 10−11 = 4 · S3 ⇒ S = =⋅=⋅ −−

3 12311

1075,34

105,11,55 · 10−4 moles · L−1.

b) La concentración de OH− es: [OH−] = 2 ·1,55 · 10−4 = 3,10 ·10−4 M, correspondiendo a la disolución un pOH: pOH = − log [OH−] = − log 3,10 · 10−4 = 4 − log 3,10 = 5 – 0,5 = 4,5. El pH de la disolución es: pH = 14 – pOH = 14 – 4,5 = 9,5. c) Si el pH de la disolución es 9, la concentración de iones oxonios, H3O

+, es [H3O+] = 10–pH =

10–9 M, siendo la concentración de iones hidróxidos [OH−] = 10–5 (10–9 · 10–5 = 10–14 = Kw), y despejando de la ecuación del producto de solubilidad la concentración de Mg2+, sustituyendo valores y operando, se

obtiene el valor: [Mg2+] = [ ] =⋅=−

−

− 25

11

2 )10(

105,1

OH

K ps0,15 M.

Resultado: a) S = 1,55 · 10–4 M; b) pH = 9,5; c) [Mg2+] = 0,15 M.

5. Una pila Daniell está formada por un electrodo de cinc sumergido en una solución de sulfato

de cinc y un electrodo de cobre introducido en una solución de sulfato de cobre (II). Los dos electrodos están unidos por un conductor externo. a) Dibuje el esquema de la pila, incorporando el elemento que falta para cerrar el circuito,

explicando qué función realiza. Escriba las reacciones de oxidación y reducción y en qué electrodo se producen. (Hasta 1,5 puntos)

b) Calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila. Datos: V 76,0/2 −=+

oZnZnE V 34,0/2 +=+

oCuCuE (Hasta 0,5 puntos)

Química- Examen - Propuesta nº 3 / Junio 2013. Pág. 12 de 12

a) b) La reducción que se dará la del potencial de reducción más alto. Se reducirá el Cu2+ a Cu. El elemento que falta entre los electrodos es un puente salino, constituido por una disolución de sal que no intervenga en las reacciones de los electrodos, por ejemplo KCl. Su función es doble: cierra el circuito interiormente y compensa la acumulación de cargas en los electrodos. En el caso del KCl, los iones Cl- migrarían hacia el electrodo de Zn para compensar las cargas positivas de Zn+2 que aparecen y los iones K+ migrarían hacia el electrodo de Cu para compensar las cargas positivas que desaparecen. Notación pila: Zn|Zn2+ ||Cu2+|Cu